分析化学教案第六章
无机及分析化学 第六章原子结构
Calculated value/nm 656.2 486.1 434.0 410.1 Experimental value/nm 656.3 486.1 434.1 410.2
n为整数1，2，3….，称为量子数
关于轨道能量量子化的概念. 电子轨道角动量的量子化也意味着能量量子化. 即原子只能处于上述条件所限定的几个能态, 不可能存在其他能态.
指除基态以外的其余定态. 各激发态的能量随 n 值增大而增高. 电子只有从外部吸收足够能量时才能到达激发态.
定态(stationary state)：
—
磁量子数，
取值：
m= 0，±1, ±2， ±3 ……
m依赖于l，
取(2 l +1)
个值。
通过一组
特定的
n, l,m
就可得到
一个相应的
ψ n, l,m (x.y.z),
每个波函数
ψn, l,m（x.y.z）
即表示
原子
1913年，28岁的Bohr
建立了Bohr理论.
Bohr 理论的主要内容
（1） 玻尔模型认为, 电子只能在特定的轨道上绕核运动。 特定轨道上 电子的角动量M只能等于h/2的整数倍：
轨道角动量的量子化意味着轨道半径受量子化条件的制约, 图中示出的这些特定轨道, 从距核最近的一条轨道算起, n值分别等于1,2,3,4,5,6,7.
波函数 = 薛定锷方程的解 = 原子轨道
1. 求解
结果之一：
ψn. l m（x.y.z）
量子力学把
求解
波动方程
使用
特定的
常数
n, l, m
量子数。
其中：
化学第六章讲课教案设计
化学第六章讲课教案设计一、教学目标。
1. 知识与技能：学生能够掌握化学第六章的基本概念和知识，包括化学键的形成、键的性质、化合价和共价键的性质等。
学生能够运用所学知识解决相关化学问题，提高化学思维和实验技能。
2. 过程与方法：通过理论教学和实验操作相结合的方式，培养学生的实验技能和动手能力。
通过案例分析和讨论，培养学生的分析和解决问题的能力。
3. 情感态度与价值观：培养学生对化学的兴趣和热爱，激发学生对科学的探索欲望。
培养学生的合作意识和团队精神，培养学生的实验守则和安全意识。
二、教学重点与难点。
1. 教学重点，化学键的形成和性质，共价键的性质，化合价的计算方法。
2. 教学难点，化学键的形成和性质的理解，化合价的计算方法的掌握。
三、教学内容。
1. 化学键的形成和性质。
1.1 金属键。
金属原子通过电子互相作用而形成金属键，金属键的性质包括导电性、延展性和塑性等。
1.2 离子键。
由金属与非金属原子之间的电子转移而形成，离子键的性质包括硬度、脆性和溶解性等。
1.3 共价键。
共价键是由非金属原子之间的电子共享而形成，共价键的性质包括极性共价键和非极性共价键等。
2. 共价键的性质。
2.1 共价键的长度和能量。
共价键的长度和能量与原子半径和电负性有关。
2.2 共价键的极性。
极性共价键的形成和性质。
3. 化合价的计算方法。
3.1 化合价的概念。
化合价是化合物中元素的结合方式和价态。
3.2 化合价的计算方法。
根据元素的电负性差值来计算元素的化合价。
四、教学方法。
1. 理论教学。
通过PPT课件和教科书的讲解，向学生介绍化学键的形成和性质，共价键的性质，化合价的计算方法等知识点。
2. 实验操作。
设计一些简单的实验，让学生亲自操作，观察化学键的形成和性质，共价键的性质等现象，培养学生的实验技能和动手能力。
3. 案例分析。
通过一些化学反应的案例，让学生分析和讨论化学键的形成和性质，共价键的性质等问题，提高学生的分析和解决问题的能力。
分析化学 第六章 重量分析法和沉淀滴定法
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3.电解法
利用电解原理，使待测金属离子在电极上还原析出， 然后称重，电极增加的重量即为金属重。 重量分析法优点:其准确度较高，相对误差一般为 0.1-0.2%。
缺点：
程序长、费时多，操作繁琐，也不适用于微量组 分和痕量组分的测定。
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二、沉淀重量法对沉淀形式和称量形式的要求
Ba2+ SO42SO42- Ba2+ SO42SO42-
沉淀
Ba2+
Cl
-
Ca2+
K+
Ba2+ SO42Cl SO42- Ba2+ SO4
2-
Ca2+
Na+ Cl
-
Ba2+ SO42吸附层 扩散层
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（2） 吸留和包藏 吸留（occlusion):在沉淀过程中，若生成沉淀 的速度过快，则表面吸附的杂质来不及离开沉淀表面 就被沉淀下来的离子所覆盖，而杂质就被包藏在沉淀 内部，从而引起共沉淀。 包藏（inclusion):在沉淀过程中，母液也可能 被包夹在沉淀当中，从而引起共沉淀。 （3）混晶 当杂质离子的半径与构晶离子的半径相近时，所形 成的晶体结构相同，则它们极易生成混晶。 如：BaSO4和PbSO4, AgCl和AgBr. BaSO4和KMnO4等。 分析化学
K sp
K ap
②对于MmAn型沉淀，溶度积的表达式为：
MmAn
mM + nA
[Mn ]m [Am- ]n Ksp
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（2）条件溶度积 MA M
OH
+
+
《分析化学06》教案
分析化学教学教案生专0701、课程：分析化学班级：02、03 任课教师：教研组长签字：§3—2 酸碱溶液H+ 的计算教学目的1.了解各种酸碱类型计算溶液pH值的最简公式。
２.学会利用公式计算各种酸碱溶液的pH值。
重点：利用公式的计算难点：利用公式的计算计算0.1mol/L HCl,HAc,NaCl,H2O,NaAc,NH4Cl,H2CO3,Na2CO3,NaHCO3溶NH3～NH4Cl，HAc～NaAc液的pH值:表1,各种类型的酸碱溶液H+的计算公式§3—3 酸碱缓冲溶液一、缓冲溶液及组成酸HA 溶液具给出质子的酸酸性；碱溶液NaAc 具接受质子的碱性；共轭酸碱对HA ～Ac -具有给出和接受质子的酸碱共性也称缓冲性。
1．缓冲性—能抵抗少量外加酸碱的侵袭而自身溶液的pH 值基本不变的性质称缓冲性。
2．缓冲溶液-具备缓冲性质的溶液称缓冲溶液。
3.缓冲原理：因大浓度的酸碱HA ～Ac -共存：外加少量酸时，HAc H Ac =++-减少了外加的+H ；pH 不减：外加少量碱时，+--+=+O H Ac OH HAc 3减少-OH ，pH 不增：加少量水释时，+H HAc 都被稀释，因[HAc ]小而HAcHAc C H ][+=∂增大，补充了因稀释减少的[+H ]，pH 不增：4．缓冲溶液的组成—酸碱两性物共存。
一般缓冲溶液: 由共轭酸碱对构成，见“p 223表附录三常用的缓冲溶液”;用于控制其它溶液的pH 值；标准缓冲溶液:由两性物的酸式盐构成，见“p 168表10～4”国际规定的标准缓冲溶液有饱和酒石酸氢钾、邻苯二甲酸氢钾、磷酸二氢钠和磷酸氢二钠、硼砂等四种。
用于测量其它溶液pH 值的参照物（校正仪器）。
特殊的缓冲溶液：由强酸或强碱构成，用于控制高酸、碱度溶液的确pH 值。
二、缓冲溶液pH 的计算 (一)一般缓冲溶液近似计算：最简式：[H +]=-A HA CCKa ；pH = pKa+lg HA A C C - 例：计算0.1mol/LHAc 与0.15mol/L NaAc 组成的缓冲溶液的pH 值:92.410.015.0lg)108.1lg(lg5=+⨯-=+=--HaCAc a c c pK pH 适用于任何缓冲溶液，正确区分开酸碱型即可计算。
化学第六章讲课教案及反思
化学第六章讲课教案及反思一、教学目标。
1. 知识目标。
1）了解化学反应的基本概念和分类；2）掌握化学反应的化学方程式表示法；3）理解化学平衡的概念和化学平衡定律；4）掌握化学平衡常数的计算方法；5）了解影响化学平衡的因素；6）掌握影响化学平衡的因素对平衡位置的影响。
2. 能力目标。
1）能够分析化学反应的类型和特点；2）能够运用化学方程式表示化学反应；3）能够运用化学平衡定律解答相关问题；4）能够计算化学平衡常数；5）能够分析影响化学平衡的因素对平衡位置的影响。
3. 情感目标。
1）培养学生对化学实验的兴趣；2）培养学生对化学知识的探究精神；3）培养学生的合作意识和团队精神。
二、教学重点和难点。
1. 教学重点。
1）化学反应的基本概念和分类；2）化学方程式表示化学反应；3）化学平衡的概念和化学平衡定律。
2. 教学难点。
1）化学平衡常数的计算方法；2）影响化学平衡的因素对平衡位置的影响。
三、教学过程。
1. 导入（5分钟）。
通过实验现象引入化学反应的概念，激发学生对化学实验的兴趣。
2. 讲解化学反应的基本概念和分类（15分钟）。
介绍化学反应的定义、特点和分类，引导学生了解化学反应的基本概念。
3. 讲解化学方程式表示化学反应（20分钟）。
详细讲解化学方程式的表示方法，通过实例演示，让学生掌握化学方程式的书写技巧。
4. 讲解化学平衡的概念和化学平衡定律（20分钟）。
介绍化学平衡的概念和化学平衡定律，引导学生理解化学平衡的基本原理。
5. 讲解化学平衡常数的计算方法（20分钟）。
详细讲解化学平衡常数的计算方法，通过实例演示，让学生掌握计算技巧。
6. 讲解影响化学平衡的因素对平衡位置的影响（20分钟）。
介绍影响化学平衡的因素及其对平衡位置的影响，引导学生分析影响因素。
7. 案例分析和讨论（15分钟）。
结合实际案例，让学生分组讨论，分析化学平衡的相关问题，培养学生的合作意识和团队精神。
8. 实验操作（30分钟）。
组织学生进行相关化学实验，让学生亲自操作，加深对化学反应和化学平衡的理解。
分析化学第六章配位滴定法
第一节 概述
➢ 配位滴定法： 又称络合滴定法
以生成配位化合物为基础的滴定分析方法
➢ 滴定条件：
定量、完全、迅速、且有指示终点的方法
➢ 配位剂种类：
无机配位剂：形成分级络合物，简单、不稳定 有机配位剂：形成低络合比的螯合物，复杂而稳定 ➢ 常用有机氨羧配位剂 ——乙二胺四乙酸
乙二胺四乙酸：EDTA
➢ 结论：pH， [H] Y(H)， [Y4] 副反应越严 pH Y（ H） ； pH12Y(H) 1，配合物
练习
例：计算pH5时，EDTA的酸效应系数及对数值，若 此时EDTA各种型体总浓度为0.02mol/L，求[Y4 -]
解：
Y(H )1111 0 0 5 .3 04 1 1 0 1.3 0 0 1 4 60 .2
✓ 注：[Y’] ——EDTA 与 N 配合物平衡浓度 和参与配位的Y4-平衡浓度之和
[Y] ——参与配位反应的Y4-的平衡浓度
➢ 结论： Y(N) ,[Y]副反应越严重
3. Y的总副反应系数[同时考虑酸效应和共存离子效应]
Y[[Y Y ']][H 6Y2][H 5Y[ Y ] 4 ][Y4][N]Y
p H 1 1 lg Z ( 0 H n ) 5 .4 ， Z ( O n ) H 2 .5 1 50
Z n Z(N n3 )H Z(O n) H 1 5 .6 150
（三）配合物MY的副反应系数
MHY
KMHY MY H
M(OH)Y KM(OH)Y MYOH
M Y (H ) M M Y Y ' M Y M Y M H Y 1 K M H YH
四、指示剂的封闭、僵化现象及消除方法
❖ 指示剂的封闭现象：化学计量点时不见指示剂变色
分析化学综合实验-分析化学实验教案-中国科技大学-06
第六章 综 合 实 验实验一 甲基橙的合成、pH 变色域确定及离解常数的测定（一）甲基橙的合成[1~7]一、实验目的1. 掌握偶氮化反应的实验条件和操作方法。
2. 掌握重结晶的方法。
二、方法原理低温时：先将对氨基苯磺酸钠在酸性条件下制成重氮盐，然后在醋酸介质中与N ，N-二甲基苯偶合，最后在碱性条件下制成钠盐。
重结晶后，得纯净的甲基橙。
H 2N SO 3Na NaNO 2HCl H 2NSO 3NaH 2NSO 3HO 3SN N+HO 3SNN N(CH 3)2H+NN N(CH 3)2 + NaAc + H 2ONaO 3S常温时：传统的逆加法重氮化，必须在低温、强酸性环境中进行；改良法突破了低温反应条件的限制，充分利用对氨基苯磺酸本身的酸性来完成重氮化，反应如下：H 2NSO 3Na H 2NSO 3H + NaNO 2NN N(CH 3)2 + NaAc + H 2ONaO 3SHNO 2+H 2N SO 3NaHNO 2+NaO3S N=N-OH +H 2ONaO 3SN=N-OH +N(CH 3)2三、主要试剂、仪器1. 对氨基苯磺酸钠、亚硝酸钠、N,N–二甲基苯胺、氢氧化钠、浓盐酸、冰醋酸、乙醇，均为分析纯2. 淀粉–碘化钾试纸3. 三口烧瓶、分液漏斗、回流冷凝管4. 磁力搅拌器、循环水泵、TU－1901双光束分光光度计。
四、实验部分1．常规低温制备甲基橙的方法(1) 重氮盐的制备在100 mL烧杯中放置10 mL 5%氢氧化钠溶液（0.013 mol）及2.1 g对氨基苯磺酸晶体（0.01mol）温热使之溶解。
另溶0.8g亚硝酸钠（约0.011mol）于6 mL水中，加入上述烧杯内，用冰盐浴冷至0～5℃。
在不断搅拌下，将3 mL浓盐酸与10 mL水配成的溶液缓缓滴加到上述混合溶液中，并控制温度在5℃以下。
滴加完后用淀粉–碘化钾试纸检验。
然后在冰盐浴中放置15分钟以保证反应完全。
(2) 偶合在试管内混合1.2 g N,N–二甲基苯胺（0.01mol）和1 mL冰醋酸，在不断搅拌下，将此溶液慢慢加到上述冷却的重氮盐溶液中。
分析化学课件 第六章 沉淀滴定法
（2）酸度：
pH 6.5 ~ 10.5； 有NH3存在：pH 6.5 ~7.2
CrO42- + 2H+ → 2HCrO4-
pH> 6.5
酸性过强，导致[CrO42紫
酸性
19.5.4 沉淀滴定法的应用示例
AgNO3和NH4SCN NaCl：基准纯或优级纯
直接配制 AgNO3:
粗配后用NaCl标液标定 棕色瓶中保存 NH4SCN 粗配后用AgNO3标液标定
总结
方法
莫尔法
佛尔哈德法
法扬司法
指示 剂
滴定 剂
K2CrO4 AgNO3
Fe NH4 (SO4)2 NH4SCN
改进的Volhard法
2. 滴定条件
1.酸性条件(0.3 mol/LHNO3)---防止Fe3+水解
2. 测定氯化物时，轻摇----避免沉淀转化
3. 测定碘化物时，先加入AgNO3 ，再加铁铵钒 Fe3+ ----氧化I-生成I2
4. 不宜高温 5. 干扰离子预先出去
优点：返滴法可测I-、SCN-, 选择性好，干扰小， 弱酸盐不干扰滴定，如PO43-,AsO43-,CO32-,S2-
强酸性溶液(0.3mol/L HNO3)中,弱酸盐不沉淀Ag+
3、法扬司法
吸附指示剂法(Fajans法)
1. 原理
以AgNO3滴定Cl- 为例 指示剂:荧光黄(fluorescein)
荧光黄，弱酸染料
HFIn → FIn- (黄绿色)+ H+
• 终点前Cl-过量，(AgCl)Cl-+FIn-黄绿色
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第五章：配位滴定法§5-1概述一、配位滴定法：以配位反应为基础的滴定分析方法。
例：AgNO3标液滴定CN-：Ag++ 2CN-⇌[Ag(CN)2]- , K=1.0⨯1021滴定达到化学计量点时，多加一滴AgNO3溶液，Ag+就与[Ag(CN)2]-反应生成白色的Ag[Ag(CN)2]-沉淀，以指示终点的到达。
终点反应为：[Ag(CN)2]-+ Ag+⇌Ag[Ag(CN)2]-配合物的稳定性以配合物稳定常数K稳表示。
配位反应在分析化学中应用非常广泛，许多显色剂、萃取剂、沉淀剂、掩蔽剂等都是配合物。
二. 配合物的分类（一）无机配位剂（一般无机配位剂很少用于滴定分析）原因：⑴与金属离子形成的配位化合物不够稳定；⑵存在逐级配位现象，化学计量关系不稳定。
M + n L == ML n （L只有一个配位原子）与多元酸相似，无机配合物通常是逐级形成的（分步），一般稳定性不高。
例：配合离子Cu(NH3)42+的形成过程Cu + NH3== Cu(NH3)2+k1 = 1.4⨯104Cu(NH3)2++ NH3== Cu(NH3)22+k2 = 3.1⨯103Cu(NH3)22++ NH3== Cu(NH3)32+k3 = 7.8⨯102Cu(NH3)32++ NH3== Cu(NH3)42+k4 = 1.4⨯102（1）分步稳定常数：k，1/k = k离,n ——分步离解常数（2）累计稳定常数：β第一级累积稳定常数β1 = k1第二级累积稳定常数β2= k1k2┇┇第n级累积稳定常数β4 = k1 k2…k n（3）总稳定常数K：K= βn(二)有机配位剂（用于配位滴定的通常是有机配位剂，而有机配位剂中最常用的又是氨羧配位剂）氨羧配位剂指：含有—N(CH2COOH)2基团的有机化合物。
几乎能与所有金属离子配合。
目前已研究的有几十种，重要的有：乙二胺四乙酸（EDTA）、氨三乙酸（NTA）、乙二胺四丙酸（EDTP）等。
其中EDTA是目前应用最为广泛的有机配位剂。
§5-2乙二胺四乙酸（EDTA）及其配合物一. EDTA的离解平衡它是个多元酸，在水溶液中，2个羧基H+转移到氨基N上，形成双偶极离子：HOOCH2C H+H+CH2COO-N-CH2-CH2-N-OOCHC CH2COOH2EDTA 常用H4Y表示，由于其在水及酸中的溶解度很小，常用的是其二钠盐：Na2H2Y∙2H2O ，也简写为EDTA 。
它在水溶液中的溶解度较大，其饱和溶液的浓度约为：0.3mo l·L-1。
当溶液的酸度很高时，两个羧基可再接受两个H+，形成H6Y2+，相当于一个六元酸，有六级离解常数：K a1=10-0.9K a2=10-1.6 K a3=10-2.1K a4=10-2.8K a5=10-6.2K a6=10-10.3七种存在形式：（P106：图5-1）： 当 pH < 1时， 主要以 H 6Y 2+ 形式存在；当 pH >11 时，主要以 Y 4- 形式存在——配位离子二. M-EDTA 的特点1. EDTA 具有广泛的配位性能，几乎能与所有的金属离子形成稳定的螯合物。
（Zr 4+、Mo 5+除外）一个EDTA 有（2个氨基、四个羧基）6个可与金属离子形成稳定螯合物的原子，多数金属离子的配位数不超过6，而EDTA 可与金属形成配位数为4或6的稳定的化合物。
故一个EDTA 就可满足金属离子的配位要求。
有利之处：提供了广泛测定元素的可能性（优于酸碱、沉淀法）不利之处：多种组分之间易干扰——选择性2. EDTA 与金属离子形成的M- EDTA 配位比绝大多数为1:1，因此不存在多级离解。
反应定量关系明确。
3. 螯合物大多数带电荷，故能溶于水，反应迅速。
而且与无色金属离子形成的配合物仍为无色，与有色金属离子形成的配合物颜色加深。
三. EDTA 配合物的稳定常数为简便，金属离子与EDTA 的反应常将电荷略去写成通式:配位平衡 M + Y == MY当反应达平衡时，用稳定常数K MY 衡量配位反应进行的程度：稳定常数 ]][[][Y M MY K MY = （K MY 越大，配合物越稳定） (1) （K MY 不因浓度、酸度及其它配位剂或干扰离子的存在等外界条件而改变）§5-3影响配位平衡的主要因素配位滴定中所涉及的化学平衡比较复杂，由于某些干扰离子或分子的存在（如溶液中的H +、OH -，其它共存离子、缓冲剂、掩蔽剂等），常伴随有一系列副反应发生：M + Y ⇌ MY 主反应OH - L H + N H + OH -M(OH) ML HY NY MHY M(OH)Y 副反应⇅ ⇅ ⇅M(OH)n ML n H 6Y 干扰离子羟基配位效应 辅助配位效应 酸效应 效应 混合配位效应（L 为辅助配位剂，N 为干扰离子。
）各种副反应进行程度可由其相应的副反应系数表示（α）。
在大多数情况下，影响配位平衡的主要因素为“酸效应”和“配位效应”。
一、酸效应（质子效应或pH 效应）M + Y == MY⇅H +HY, H 2Y, H 3Y ……显然，溶液的酸度会影响 Y 与 M 离子配位能力，酸度愈大，Y 的浓度愈小，愈不利于 MY 的形成。
这种由于溶液酸度（H +）与Y 4-离子作用而使Y 4-离子参加主反应的能力下降的现象称为“酸效应”。
酸效应的大小与 [H +] 有关，用酸效应系数（)(Y H α）来表示：酸效应系数：表示在一定pH 下，EDTA 的各种存在形式的总浓度[Y’]与能参加配位反应的Y 4-的平衡浓度之比。
)(=H Y α [H +] ↑ → [Y]↓ → αY(H) ↑ → 副反应越严重已知：[Y’]= [H 6Y]+[H 5Y]+[H 4Y]+[H 3Y]+[H 2Y]+[HY]+[Y]所以：类似于酸分布系数的推导：因此：已知[H +]→计算出αY(H) ，不同pH 值下的lg αY(H) 见教材P110表5-2一般情况下： αY(H) >1，当 pH ≥ 12时， αY(H) ≈1二、配位效应金属离子常发生两类副反应：I 、羟基配位效应（水解效应）金属离子在水中和OH -生成各种羟基化配离子的副反应。
可用副反应系数（M(OH)α）表示。
II 、辅助配位效应由于其它配位剂L 的存在使M 与Y 进行主反应能力降低的现象称为辅助配位效应。
（M(L)α）表示。
综上两种情况，金属离子的总副反应系数可用M α表示：式中：[M ]为游离金属离子的浓度，[M’]为金属离子各种存在形式的总浓度。
因此， 对于含有辅助配位剂L 的水溶液体系，M α包括M(OH)α与M(L)α。
所以：1]})([])([][][][][]{[][1][]'[)()(2n 2M -+=++++++++==OH M L M n OH M OH M MOH ML ML ML M M M M ααα ][]'[4)(-=Y Y H Y α][]'[M M M =α三、条件稳定常数（表观稳定常数） 由于实际反应中存在诸多副反应，它们对EDTA 与金属离子的主反应有着不同程度的影响，因此，必须对稳定常数进行修正。
一定条件下， K ´MY 为常数。
▲忽略配位物MY 的副反应：▲只考虑配位剂Y 的酸效应：讨论：（1）K 'MY 表示在有副反应的情况下，配合反应进行的程度。
（2）一定条件下，αM 、αY 、αMY 为定值，所以K 'MY 也为常数，称为条件稳定常数。
（3）判断某配合反应是否进行彻底，要用K 'MY 判断而不是K MY 判断。
四、配位滴定中适宜pH 条件的控制配位滴定中适宜pH 条件的控制由EDTA 的酸效应和金属离子的羟基配位效应决定。
考虑到浓度和条件常数对滴定突跃的共同影响，用指示剂确定终点时（目测法）， 要求ΔpM=±（0.2- 0.5）；若ΔpM=±0.2, 要求 E t ≤0.1%,根据终点误差公式可得：lg c ·K 'MY ≥6此式为能否用配位滴定法测定单一金属离子的条件。
1、配位滴定所允许的最高酸度（最低pH 值）设：仅存在酸效应，且C M ＝10-2mol/Llg c ·K 'MY ≥6， lg K 'MY ≥8lg K 'MY ≥ lg K MY –lg αY(H) ≥8lg αY(H)≤ lg K MY –8再经过查表5-2可得到配位滴定法允许的最低pH 。
2、金属离子生成氢氧化物沉淀时的酸度（最低酸度）3、滴定的pH 范围——最佳滴定pH 值（1）pH 小—— pH 大的区间（2）金属指示剂的使用范围YM MY Y M K K ααlg lg lg lg --='')(lg lg lg H Y MY Y M K K α-='/MYK [OH ]-=§5-4 滴定曲线配位滴定中，随着配位滴定剂的加入，金属离子不断被配位，其浓度不断减小。
当达到化学计量点附近时，溶液的pM 值(－lg[M]) 发生突变，利用适当的方法，可以指示终点。
由此可见，讨论滴定过程中金属离子浓度的变化规律，即滴定曲线及其影响 pM 突跃的因素是极其重要的。
影响滴定突跃大小的因素☂影响配合滴定pM 突跃的因素主要因素是是K 'MY 和c M 。
（1）金属离子的浓度：c M 越大，'pM 突跃就越大，反之，'pM 越小；（2）K 'MY 越大，'pM 突跃就越大，反之，'pM 越小；A ． K MY 越大，K 'MY 越大，'pM 突跃就越大；B ．pH 越小，αY(H)就越大，K 'MY 越小，'pM 突跃就越小。
C ．如缓冲剂或辅助配位剂与金属离子配合时，当缓冲剂浓度增大时，M(L)α增大，K 'MY 减小，'pM 突越减小。
§5-5金属指示剂及其他指示终点的方法一、金属指示剂的性质及其作用原理1、作用原理金属指示剂是一些有机配位剂(In)，它与被滴定金属离子反应生成一种与指示剂In 本身颜色不同的配位化合物 。
因而它能指示出滴定过程中金属离子浓度的变化。
滴定前呈(MIn+M)色滴定开始到计量点前呈： (MIn+MY)色计量点时，由于MY 的稳定性大于MIn ，则： MIn + Y = MY + In ，即呈现：(MY+In)色所以：溶液颜色由(MIn+MY)色 →(MY+In )色，表示终点到达。
2、指示剂自身的性质金属指示剂不仅具有配位性，而且本身常是多元弱酸或多元弱碱，它随pH不同而呈现不同的颜色，如：铬黑T为三元弱酸。